Parte 3. Tema 5. Prodotto ionico dell'acqua. pH e scala del pH

PARTE 3.
TEMA 5. Prodotto ionico dell'acqua. Indice di idrogeno e scala del pH.
L'indice di idrogeno (pH) è una grandezza che caratterizza l'attività o la concentrazione degli ioni idrogeno nelle soluzioni. L'indice di idrogeno è indicato con pH.
L'indice di idrogeno è numericamente uguale al logaritmo decimale negativo dell'attività o della concentrazione degli ioni idrogeno, espressa in moli per litro:
pH = -lg[ H+ ]
Nell'acqua, la concentrazione degli ioni idrogeno è determinata dalla dissociazione elettrolitica dell'acqua secondo l'equazione H2O = H+ + OH-
La costante di dissociazione a 22°C è:

Trascurando la piccola frazione di molecole dissociate, la concentrazione della parte non dissociata dell'acqua può essere considerata uguale alla concentrazione totale dell'acqua, che è: C[H2O] = 1000/18 = 55,55 mol/L.
Pertanto: C[ H+ ] · C[ OH- ] = K · C[H2O] = 1,8·10^-16 · 55,55 = 10^-14
Per l'acqua e le sue soluzioni, il prodotto delle concentrazioni degli ioni H+ e OH- è una quantità costante a una data temperatura. Questo prodotto è chiamato prodotto ionico dell'acqua (Kw) e a 25°C è pari a 10^-14.
La costanza del prodotto ionico dell'acqua consente di calcolare la concentrazione degli ioni H+ se è nota la concentrazione degli ioni OH- e viceversa.

I concetti di ambiente acido, neutro e basico assumono un significato quantitativo.
Se [ H+ ] = [ OH- ], queste concentrazioni (ciascuna di esse) sono uguali a 10^-7 mol/L, cioè [ H+ ] = [ OH- ] = 10^-7 mol/L, e l'ambiente è neutro. In queste soluzioni:
pH = -lg[ H+ ] = 7 e pOH = -lg[ OH- ] = 7
Se [ H+ ] > 10^-7 mol/L, [ OH- ] < 10^-7 mol/L, l'ambiente è acido; pH < 7.
Se [ H+ ] < 10^-7 mol/L, [ OH- ] > 10^-7 mol/L, l'ambiente è basico; pH > 7.
In qualsiasi soluzione acquosa, pH + pOH = 14, dove pOH = -lg[ OH- ]
Il valore del pH è molto importante per i processi biochimici, per vari processi industriali, per lo studio delle proprietà delle acque naturali e delle loro possibili applicazioni, ecc.

Calcolo del pH di soluzioni di acidi e basi.
Per calcolare il pH di soluzioni di acidi e basi, bisogna prima calcolare la concentrazione molare degli ioni idrogeno liberi ( H+ ) o degli ioni idrossido liberi ( OH- ), e poi usare le seguenti formule:
pH = -lg[ H+ ]; pOH = -lg[ OH- ]; pH + pOH = 14
La concentrazione di qualsiasi ione in mol/L in una soluzione elettrolitica può essere calcolata tramite l'equazione:

dove Cm ione è la concentrazione molare dello ione in mol/L;
Cm è la concentrazione molare dell'elettrolita in mol/L;
α è il grado di dissociazione dell'elettrolita;
n è il numero di ioni di quel tipo che si ottengono dalla dissociazione di una molecola di elettrolita.
Se l'elettrolita è debole, il valore del grado di dissociazione può essere determinato secondo la legge di diluizione di Ostwald:

quindi C_mione = Cm · α · n = v Cm K_diss
Esempio 1. Calcolare il pH di una soluzione di idrossido di sodio 0,001 M.
Soluzione: l'idrossido di sodio è un elettrolita forte, la dissociazione nella soluzione acquosa avviene secondo lo schema: NaOH → Na+ + OH-
Il grado di dissociazione nella soluzione diluita può essere considerato uguale a 1. La concentrazione degli ioni OH- (mol/L) nella soluzione è:

Esempio 2. Calcolare il pH di una soluzione al 1% di acido formico, supponendo che la densità della soluzione sia 1 g/mL; K_diss = 2,1·10^-4
Soluzione: 1 L di soluzione contiene 10 g di HCOOH, che corrispondono a 10/46 = 0,22 mol, dove 46 g/mol è la massa molare dell'acido formico. Pertanto, la concentrazione molare della soluzione è 0,22 mol/L. L'acido formico è un elettrolita debole, quindi

HCOOH ⇄ H+ + HCOO-

Esempio 3. Il pH di una soluzione è 4,3. Calcolare [ H+ ] e [ OH- ].
Soluzione:
[ H+ ] = 10^-pH = 10^-4,3 = 5·10^-5 mol/L

[ OH- ] = 10^-14 / 5·10^-5 = 2·10^-10 mol/L.